Acqua: un acido e una base di Bronsted-Lowry

Una molecola anfotera è in grado di agire sia come acido, che come base. L'acqua è un esempio di una molecola anfotera. In una soluzione acquosa di ammoniaca, l'acqua può agire come un acido donando un protone all'ammoniaca, una base.

Al contrario, l'acqua agisce come base in una soluzione acquosa di acido cloridrico, accettando un protone dall'acido. Poiché è anfotera, l'acqua può subire l'autoionizzazione. In questo processo, una molecola d'acqua agisce come acido, donando un protone ad un'altra molecola d'acqua che agisce da base, accettando quel protone.

Ciò si traduce nella produzione di uno ione idronio e di uno ione idrossido. La costante di equilibrio per l'autoionizzazione dell'acqua, Kᴡ, nota anche come costante del prodotto ionico per l'acqua, può essere espressa come Kᴡ e ha un valore di 1 10⁻¹⁴. La sua espressione di equilibrio è scritta come la concentrazione degli ioni idronio moltiplicata per la concentrazione degli ioni idrossido, senza denominatore poiché ambo i reagenti sono liquidi.

In acqua pura a 25 gradi Celsius, le concentrazioni di idronio e ioni idrossido sono uguali ossia 1 10⁻⁷ M.Kᴡ può essere utilizzato per calcolare la concentrazione di idronio e di ioni idrossido in una soluzione, e per determinare se una soluzione è acida o basica. Se una soluzione è acida, la concentrazione di ioni idronio sarà superiore a quella degli ioni idrossido. Al contrario, se una soluzione è basica, la concentrazione di ioni idrossido sarà maggiore degli ioni idronio.

Se la concentrazione di ioni idronio in soluzione è 5 10⁻⁷ M, la concentrazione di ioni idrossido può essere determinata usando Kᴡ.Poiché i valori di Kᴡ e ioni idronio sono noti, la concentrazione degli ioni idrossido può essere calcolata pari a 2 10⁻⁸ M.Poiché la concentrazione degli ioni idronio, 5 10⁻⁷ M, è superiore alla concentrazione degli ioni idrossido, 2 10⁻⁸ M, la soluzione è acida.